CALOR DE REACCION. TERMOQUIMICA
INTRODUCCION A LA TERMODINAMICA
1.0 Termodinamica
1.1 Nociones basicas
Estudia los cambios de energía que acompañan a los procesos físicos y químicos y las condiciones para la espontaneidad de los mismos
Sistema: parte del universo sujeta al estudio
Entorno: todo lo que se encuentra fuera del sistema
Universo: sistema + alrededores
Energía: capacidad de un sistema para realizar trabajo o suministrar calor
Calor: forma de transferir energía que se traduce en un cambio de la temperatura del sistema q = C . ΔT
Trabajo: forma de transferencia de energía, producto de la distancia por la fuerza que se opone al movimiento.
Energía interna: Energía total de todos los componentes que forman el sistema
Tipos de sistema:
Abierto: intercambia materia y energía
Cerrado: solo intercambia energía
Aislado: no intercambia ni materia ni energía
Adiabatico: las paredes del sistema son aislantes, hay cambio de volumen
Isotermico: hay cambio de volumen, se mantiene la temperatura, es un sistema cerrado
Aislado: no hay variación de trabajo, calor ni volumen
Exotermico:
Fluye calor del sistema hacia el entorno
Se libera energía, por lo tanto los productos son mas estables
Los reactivos tienen mas energía que los productos
Endotermico:
Fluye calor desde el entorno hacia el sistema
Se requiere energía adicional, por lo tanto los productos son menos estables
Los reactivos tienen menos energía que los productos.
Primera Ley: Definicion
PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA: la variación de la energía interna de un sistema es la suma del intercambio de calor (q) entre el sistema y sus alrededores y el trabajo (w) realizado por o sobre el sistema
Significa que la energía no se crea ni se destruye, la cantidad de energía total del universo es constante.
ΔU = q + w
La variación de energía interna ΔU va acompañada por un cambio de energía del entorno igual a –ΔU, de modo tal que la energía total del universo permanece constante
Puede variar la energía interna mediante calor o trabajo.
A volumen constante: el sistema no puede expandirse y realizar trabajo, entonces:
w = 0 y ΔU = qv
qv calor intercambiado a volumen constante
A presión constante: puede ambiar el volumen. Parte del calor suministrado se usa para aumentar la energía interna y parte se utiliza para el trabajo de expansión
ENTALPIA
ΔH: cambio de entalpia
Representa el calor liberado a presión constante qp.
ΔH positiva: endotermica
ΔH negativa: exotermica
ΔU = ΔH – trabajo de expansión
ΔH = ΔU + P ΔV
ΔH = ΔU + ΔnRT
Δn: variación de moles gaseosos entre productos y reactivos
ENTROPIA y la Segunda Ley: ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
Entropía: es una medida directa del grado de desorden de un sistema. Se define como: qrev/T
qrev : calor asociado a un proceso reversible
Segunda ley de la Termodinamica:
En los cambios espontaneos, el universo tiende a un mayor desorden. En una reacción espontanea la entropía del universo aumenta
ΔSU = ΔSsist + ΔSent
La entropía como criterio de espontaneidad
ΔS < 0 Proceso no espontaneo
ΔS = 0 Proceso en equilibrio
ΔS > 0 Proceso espontaneo
ΔSSist = ΔSFinal + ΔSInicial
ΔSSist = ΔSProd + ΔSReac
El ΔS del universo no es una buena medida del cambio de espontaneidad
Entropía y Orden
Cambios en la entropía es cambios en el orden
Aumenta la entropía aumenta el desorden
Se espera que la entropía aumente en procesos en los cuales:
se forma liquido o soluciones a partir de sólidos
se forman gases a partir de sólidos o líquidos
el numero de moléculas de gas aumenta durante una reacción química
la temperatura de una sustancia aumenta
Como lo que interesa mayormente es lo que ocurre en el sistema, se introduce la función:
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
Es función de estado
Energía disponible para realizar un trabajo
Permite determinar la espontaneidad de un proceso considerando solo al sistema mismo, a presión y temperatura constante
El cambio de energía es una medida del cambio en la entropía total de un sistema con su entorno, a temperatura y presión constantes.
Los proceso espontaneos vienen acompañados por un descenso en su energía libre
ΔGsist = ΔHsist + T . ΔSsist
Energía libre de Gibas como criterio de espontaneidad
A presión y temperatura constante:
ΔG < 0 Proceso espontaneo
ΔG = 0 Proceso en equilibrio
ΔG > 0 Proceso no espontaneo
Proceso espontaneo: ocurre sin intervención del entono
Porceso no espontaneo: no ocurre sin intervención del entorno.
ΔG será mayor, menor o igual a cero dependiendo de los valores de ΔH, ΔS y de la temperatura
Una función de estado es aquella cuyo valor depende del estado actual del sistema y es independiente de la forma en la que el sistema llego a ese estado
U, H y G son funciones de estado y tienen unidades de energia
La ΔG es el máximo trabajo útil que puede realizar un sistema sobre sus alrededores en un proceso espontaneo a P y T constantes
2.0 Termoquimica
2.1 Introduccion
Es el área de la química que trata del calor que se cede o se absorbe en las reacciones químicas
Si una reacción química se realiza en un sistema aislado su energía total es constante pero parte de la energía química puede convertirse en energía termica o energía intermolecular o visceversa
El calor que se cede o absorbe en las reacciones químicas se llama calor de reacción, todas las reacciones químicas tienen un calor de reacción asociado
Temperatura: indicador del movimiento molecular, tiene 3 componentes: translocación, rotacion y vibracion.
En los intercambios de calor se transfiere movimiento molecular que se mide como cambio de temperatura y se calcula como cambio de calor.
El calor es una forma de energía, entendiendo al a energía como capacidad de realizar trabajo.
Reacción exotérmica: cede calor
Reacción endotérmica: absorbe calor
2.2 Calorimetria:
Medicion del intercambio de calor
El calor y la energía se miden en J
1 cal: energía necesaria para aumentar en 1ºC la temperatura de 1g de agua
1 cal = 4.184 J
Capacidad calorifica (C): cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un sistema en 1ºC. [J/ºC]
Calor especifico (Ce): cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1g de sustancia en 1ºC [J/gºC]
Las determinaciones del calor absorbido o cedido en una reacción química pueden realizarse bajo dos condiciones:
A Volumen constante (en una bomba calorimetrica)
A Presión constante (en un calorímetro)
Calorímetro: recipiente aislado térmicamente en cuyo interior se coloca un termómetro
Calor de reacción: puede calcularse a partir de la ecuación que relación calor con variación de temperatura
q = m . Ce . ΔT
m: masa
Ce: calor especifico
No hay entorno
Esta ecuación no puede usarse directamente porque debe tenrse en cuenta que parte del calor liberado durante la reacción química es absorbido por el calorímetro. Por ello es necesario calibrar previamente el sistema usando una reacción de la cual ya se conoce la cantidad de calor que se libera o se absorbe. La ecuación que se aplica en este caso es:
q = k . ΔT
k: constante que depende de la masa y del Ce del calorímetro
2.3 Entalpia (H)
Es una función de estado termodinamica definida por la suma de la energía interna mas el producto de la presión por el volumen
H = U + P . V
A Presión constante y asumiendo solo un trabajo de expansión (P . ΔV) los cambios de entalpias se transforman en el calor a presión contante
La entalpia es el calor liberado o absorbido por reacciones que ocurren a presión contante qp
Calculo del calor liberado o absorbido
ΔHSist = ΔHFinal + ΔHInicial
ΔHSist = ΔHProd + ΔHReac
Puede ser positiva o negativa:
Proceso endotermico ΔH > 0
Proceso exotermico ΔH < 0
Estado estrandar: a presión estandar (1 atm) para los gases el estado de gas ideal
Estado de referencia: entalpias de los compuestos en sus etados mas estables y a una temperatura especificada (25ºC)
Para una reacción química:
ΔHreaccion = ΣΔHproductos - ΣΔHreactivos
Entalpia de reacción: calor que se absorbe o libera cuando ocurre una reacción química a presión constante y temperatura definida
Entalpia de reacción estandar: corresponden a reacciones en las que los reactivos y productos se encuentran en sus estados estandar (forma pura)
Entaplia estandar de formación molar: (ΔHºf) variación de entalpia que acompaña a la reacción química de formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en estado estandar ΔH = 0
La entalpia estandar de formación de un elemento en su estado tipo (estado mas estable) es cero
Entalpia de disolución: calor absorbido o desprendido al disolver una sustancia en un solvente
Entalpia de dilucion: variación de entalpia que acompaña a la dilusion de una solución concentrada
Entalpia de cambio de estado: variación de entalpia que acompaña al cambio de estado físico de una sustancia
Calor latente (l): tiene valor constante. Es la variación de entalpia que acompaña a un gramo de sustancia para que pase de un estado a otro
Entalpia de neutralizacion: variación de entalpia que acompaña a la reacción entre un equivalente gramo de acido y un equivalente gramo de base para dar sal y agua
Cuando un acido fuerte y una base fuerte reaccionan estequiometricamente para dar lugar a una sal muestran siempre la misma entalpia:
OH-(ac) + H+(ac) H20(l)
ΔH= -58.07 kJ
Energía de enlace: energía requerida para disociar un mol de enlace de una sustancia covalente en estado gaseoso con sus átomos en estado gaseoso
Calor de combustión: es el ΔH que acompaña a la reacción de un mol de un compuesto con oxigeno generando CO2 y H2O. tiene simpre signo negativo por ser un proceso en el que se libera calor.
2.4 Leyes de la termodinamica
LEY DE LAVOISIER Y LAPLACE:
“El cambio termico que acompaña a una reacción química en una direccion es de magnitud exactamente igual pero de signo opuesto al que va asociado con la misma reacción en sentido inverso.”
Una reacción que es endotermica en una direccion, es exotérmica en la direccion opuesta.
LEY HESS O LEY DE LA CONSTANCIA DE LA SUMA CALORICA
El cambio de entalpia para cualquier reacción química es constante, sea que la reacción ocurra en uno